CHEMIE H4.pdf

# Intramoleculaire en intermoleculaire krachten Dit onderwerp behandelt de krachten die atomen en moleculen bij elkaar houden, en onderscheidt intramoleculaire bindingen die chemische eigenschappen bepalen van intermoleculaire krachten die fysische eigenschappen beïnvloeden [1](#page=1). ### 1.1 Intramoleculaire krachten Intramoleculaire krachten zijn de zeer sterke krachten die atomen binnen een molecuul bijeenhouden, zoals covalente of ionische bindingen. Deze krachten zijn essentieel voor de stabiliteit van moleculen en bepalen de chemische eigenschappen van stoffen. In sommige gevallen, zoals bij diamant, grafiet (covalent) of natriumchloride (ionisch), houden deze krachten ook de deeltjes op macroscopische schaal bij elkaar [1](#page=1). ### 1.2 Intermoleculaire krachten (Van der Waals-krachten) Intermoleculaire krachten zijn zwakkere krachten die tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen (vloeistoffen en vaste stoffen) bestaan. Ze beïnvloeden fysische eigenschappen zoals kookpunt en smeltpunt. Deze krachten zijn ook van toepassing op interacties tussen opgeloste deeltjes en het oplosmiddel [1](#page=1). Het verschil in energie tussen het verbreken van intermoleculaire en intramoleculaire krachten is significant: voor het verdampen van water (intermoleculair) is 40.7 kJ/mol nodig, terwijl het breken van de covalente bindingen in water (intramoleculair) 927 kJ/mol vereist. Dit illustreert de veel grotere sterkte van intramoleculaire interacties [1](#page=1). #### 1.2.1 Soorten intermoleculaire krachten Er zijn verschillende soorten intermoleculaire krachten: * **Ion-dipoolinteracties:** Deze treden op wanneer ionen worden opgelost in een polair oplosmiddel, zoals een ionische stof in water. De solventmoleculen oriënteren zich zodanig dat de interacties tussen solvent en opgeloste stof gemaximaliseerd worden. Een voorbeeld is NaCl in water, waarbij de zuurstofatomen (negatieve pool) zich richten naar Na$^+$ ionen en de waterstofatomen (positieve pool) naar Cl$^-$ ionen. Complexvorming, zoals tussen K$^+$ en 18-kroon-6, is een ander voorbeeld. Dit mag niet verward worden met coördinatieve bindingen, die intramoleculair zijn [1](#page=1) [2](#page=2) [8](#page=8). * **Dipool-dipoolinteracties:** Deze ontstaan tussen polaire moleculen met partiële ladingen. Het positieve deel van de ene dipool trekt het negatieve deel van de andere aan. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties en nemen af met toenemende afstand tussen de deeltjes, zoals in gassen. HCl is een voorbeeld van een molecuul dat dipool-dipoolinteracties vormt [2](#page=2). * **Waterstofbruggen:** Dit zijn zeer sterke dipool-dipoolinteracties die optreden wanneer waterstofatomen gebonden zijn aan kleine, sterk elektronegatieve atomen zoals zuurstof (O), stikstof (N), of fluor (F). De grote dipool en de korte afstand zorgen voor een sterke interactie. Waterstofbruggen hebben een grote invloed op fysische eigenschappen. Voorbeelden zijn de vorming van dimeren van azijnzuur en de interacties tussen nucleobasen zoals guanine en cytosine [2](#page=2) [3](#page=3). * **Geïnduceerde dipolen:** Een extern elektrisch veld kan de elektronendistributie in een molecule verstoren, waardoor een tijdelijke dipool ontstaat (polarisering). Hoe meer elektronen een atoom heeft (grotere polariseerbaarheid), hoe makkelijker dit gebeurt. Een ion of polair molecule kan een dipool induceren in een ander molecule, wat leidt tot interacties [3](#page=3). * **Dispersiekrachten (Londonkrachten):** Deze ontstaan door tijdelijke, geïnduceerde dipolen als gevolg van fluctuaties in de elektronenverdeling, zelfs in apolaire atomen of moleculen zoals edelgassen en alkenen. Bij grotere atomen zijn dispersiekrachten belangrijker dan dipool-dipoolinteracties vanwege het grotere aantal beweegbare elektronen [3](#page=3). ### 1.3 Intermoleculaire krachten in verschillende fasen #### 1.3.1 Vloeistoffen Vloeistoffen hebben eigenschappen die tussen die van gassen en vaste stoffen in liggen. Gassen hebben een geringe interactie tussen moleculen en zijn samendrukbaar terwijl vaste stoffen weinig samendrukbaar zijn met sterke interacties. Het smelten van water kost 6.0 kJ/mol, terwijl verdamping 40.7 kJ/mol vereist, wat aangeeft dat er bij verdamping meer interacties verbroken moeten worden [3](#page=3). ##### 1.3.1.1 Fysische eigenschappen van vloeistoffen Fysische eigenschappen van vloeistoffen kunnen verklaard worden door intermoleculaire krachten: * **Dampspanning en kookpunt:** De dampspanning is de druk van de damp bij evenwicht, die toeneemt met de temperatuur. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de dampspanning gelijk is aan de omgevingsdruk. Bij 100°C is de dampspanning van water één atmosfeer. De grafiek van dampspanning versus temperatuur toont dat een lagere druk leidt tot een lager kookpunt. Moleculaire massa correleert met dispersiekrachten; hogere moleculaire massa leidt tot hogere kookpunten en lagere dampspanning. Sterkere intermoleculaire krachten, zoals waterstofbruggen in water en glycerine, leiden tot zeer lage dampspanningen en hoge kookpunten, zelfs bij vergelijkbare moleculaire massa's [4](#page=4). #### 1.3.2 Vaste stoffen Vaste stoffen kunnen kristallijn (regelmatig gerangschikt) of amorf zijn [6](#page=6). ##### 1.3.2.1 Soorten kristallijne vaste stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen samengehouden door ionische bindingen, zoals NaCl [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen worden samengehouden door intermoleculaire krachten, zoals ijs (waterstofbruggen) of vast CO$_2$ (dispersiekrachten) [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Bestaan uit atomen samengehouden door dispersiekrachten, wat typisch is voor edelgassen [6](#page=6). * **Covalente netwerken:** Een groot aantal atomen is via covalente bindingen aan elkaar gebonden, zoals diamant, grafiet en siliciumoxide. Grafiet heeft sterke covalente bindingen (sp$^2$) en dispersiekrachten tussen lagen door beweegbare elektronen, terwijl diamant sp$^3$-koolstoffen heeft. Andere koolstofnetwerken zijn nanodiamanten, nanobuizen en fullerenen [6](#page=6) [7](#page=7). * **Metalen:** Individuele atomen worden samengehouden door gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat hun geleidbaarheid verklaart [7](#page=7). ##### 1.3.2.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen * **Smeltpunt:** Het smeltpunt varieert sterk afhankelijk van de intermoleculaire krachten. Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen met zwakke intermoleculaire krachten hebben lage smeltpunten (bv. He 3 Kelvin). Waterstofbruggen verhogen het smeltpunt (bv. water 273 Kelvin). Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat chemische bindingen verbroken moeten worden; ze ontbinden vaak eerder dan te smelten. Metalen hebben meestal hoge smeltpunten met grote variatie; sommige, zoals kwik, zijn vloeibaar bij kamertemperatuur [7](#page=7). * **Hardheid:** De weerstand tegen het verplaatsen van atomen is een functie van de sterkte van de aantrekkingskrachten. Diamant is het sterkst omdat covalente bindingen verbroken moeten worden [7](#page=7) [8](#page=8). * **Elektrische geleidbaarheid:** Metalen geleiden goed door gedelokaliseerde valentie-elektronen. Ionische vaste stoffen zijn niet geleidend in vaste toestand maar wel in vloeibare toestand omdat ionen mobiel worden. De meeste covalente stoffen zijn niet-geleidend, met uitzondering van grafiet vanwege gedelokaliseerde $\pi$-elektronen [8](#page=8). ### 1.4 Intermoleculaire krachten en oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen in één fase [8](#page=8). * **Ionische stof in water:** Treden ion-dipoolinteracties op, ook wel solvatatie of hydratatie genoemd. Voorbeeld: NaCl in water [8](#page=8). * **Polaire stof in polair oplosmiddel:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen zijn actief. Voorbeeld: methanol in water [8](#page=8). * **Ionische stof in apolair oplosmiddel:** Er treden ion-geïnduceerde dipoolinteracties op, die minder sterk zijn. Voorbeeld: NaCl in koolwaterstof [8](#page=8). * **Polair molecule in apolair solvent (of omgekeerd):** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties treden op. Voorbeeld: dizuurstof lost slecht op in water [8](#page=8). * **Apolaire stof in apolair solvent:** Enkel dispersiekrachten zijn aanwezig, die ook in elke andere oplossing voorkomen [8](#page=8). #### 1.4.1 Invloed van intermoleculaire krachten op de oplosbaarheid De oplosbaarheid hangt af van de relatieve sterkte van de interacties binnen de stoffen zelf en de interacties tussen de stoffen in oplossing. Zouten zijn vaak oplosbaar in water omdat de ion-dipoolinteracties sterk genoeg zijn om de roosterenergie van het zout te overwinnen. Hydratatie van ionen helpt bij het vrijkomen uit het kristalrooster. Zouten lossen niet op in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan, omdat de ion-geïnduceerde dipoolinteracties veel zwakker zijn dan de aantrekkingskrachten in het zout [9](#page=9). Olie lost niet op in water omdat de zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties tussen olie en water niet opwegen tegen de sterke waterstofbruggen tussen watermoleculen. Olie lost wel op in hexaan omdat beide stoffen dispersiekrachten hebben [9](#page=9). Alcoholen (ROH) hebben zowel een polaire OH-groep als een apolaire alkylgroep (R). Een kleine R-groep bevordert oplosbaarheid in water, terwijl een grote R-groep oplosbaarheid in hexaan bevordert. Vetoplosbare vitamines (A, D2) bestaan voornamelijk uit koolwaterstoffen, terwijl wateroplosbare vitamines (B2, C) veel polaire groepen bevatten [9](#page=9). > **Tip:** Onthoud dat "hetzelfde lost hetzelfde op" een goede vuistregel is voor oplosbaarheid: polaire stoffen lossen goed op in polaire oplosmiddelen, en apolaire stoffen in apolaire oplosmiddelen [9](#page=9). --- # Soorten intermoleculaire krachten en hun effecten Dit onderdeel verkent de verschillende typen intermoleculaire krachten en hoe deze de fysische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen beïnvloeden [1](#page=1). ### 2.1 Introductie tot intermoleculaire krachten Intermoleculaire krachten, ook wel Van der Waals-krachten genoemd, zijn zwakkere krachten tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen (zoals vloeistoffen en vaste stoffen) vergeleken met intramoleculaire krachten (zoals covalente of ionische bindingen). Terwijl intramoleculaire krachten de chemische eigenschappen bepalen, zijn het de intermoleculaire krachten die veel fysische eigenschappen, zoals kookpunten en smeltpunten, beïnvloeden. Deze krachten spelen ook een rol bij interacties tussen opgeloste deeltjes en het oplosmiddel [1](#page=1) [7](#page=7). ### 2.2 Soorten intermoleculaire krachten Er worden verschillende soorten intermoleculaire krachten onderscheiden: #### 2.2.1 Ion-dipoolinteracties Deze interacties treden op tussen ionen en polaire moleculen. De solventmoleculen oriënteren zich zodanig dat de elektronische interacties tussen het solvent en de opgeloste stof gemaximaliseerd worden. Een voorbeeld is het oplossen van een ionische stof zoals natriumchloride (NaCl) in water, waarbij de zuurstofatomen (negatieve pool van de dipool) zich richten naar de natriumionen (kationen), en de waterstofatomen (positieve pool van de dipool) zich richten naar de chloride-ionen (anionen). Complexvorming, zoals de interactie tussen K$^+$ en 18-kroon-6, is een ander voorbeeld. Het is belangrijk deze interacties niet te verwarren met coördinatieve bindingen, die intramoleculair van aard zijn [1](#page=1) [2](#page=2) [8](#page=8). #### 2.2.2 Dipool-dipoolinteracties Polaire moleculen, met permanente partiële ladingen, oefenen elektrostatische interacties uit via hun dipolen. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties. De positieve pool van de ene dipool trekt de negatieve pool van een andere dipool aan, mits er een gunstige oriëntatie is. De sterkte van deze interacties neemt af met toenemende afstand tussen de deeltjes, zoals in gassen. Een voorbeeld hiervan zijn de interacties tussen waterstofchloride (HCl) moleculen [2](#page=2). #### 2.2.3 Waterstofbruggen Waterstofbruggen zijn een speciale en sterkere vorm van dipool-dipoolinteracties. Ze treden op wanneer waterstofatomen gebonden zijn aan sterk elektronegatieve atomen zoals zuurstof (O), stikstof (N), of fluor (F). Deze bindingen creëren een aanzienlijke dipool en een korte afstand, wat leidt tot sterke intermoleculaire aantrekking. Waterstofbruggen hebben een grote invloed op de fysische eigenschappen van stoffen. Voorbeelden zijn de vorming van dimeren van azijnzuur en de interacties tussen nucleobasen zoals guanine en cytosine. Ook in complexere structuren, zoals "Rosettas", kunnen waterstofbruggen de ordening van moleculen bepalen [2](#page=2) [3](#page=3). #### 2.2.4 Geïnduceerde dipolen Geïnduceerde dipolen ontstaan wanneer een extern elektrisch veld de elektronenverdeling in een molecule verstoort, waardoor een tijdelijke dipool ontstaat (polarisatie). Hoe meer elektronen een atoom of molecule heeft, hoe groter de polariseerbaarheid, omdat de elektronen beweeglijker zijn. Een ion of een polair molecule kan een elektrisch veld creëren dat een dipool induceert in een ander molecule, wat leidt tot een interactie. Dit is relevant in oplossingen. In apolaire atomen of moleculen (zoals edelgassen of alkenen) ontstaan er door fluctuaties in de elektronenverdeling tijdelijke dipolen, wat leidt tot zwakke intermoleculaire krachten, bekend als dispersiekrachten. Voor grote atomen zijn dispersiekrachten vaak belangrijker dan dipool-dipoolinteracties vanwege het grotere aantal elektronen [3](#page=3). ### 2.3 Effecten van intermoleculaire krachten op eigenschappen van vloeistoffen De eigenschappen van vloeistoffen worden significant beïnvloed door de aanwezige intermoleculaire krachten. In tegenstelling tot gassen, die een lage dichtheid hebben en weinig interacties tussen moleculen vertonen, en vaste stoffen, die moeilijk samendrukbaar zijn met sterke interacties, hebben vloeistoffen eigenschappen die ertussenin liggen, maar dichter bij die van vaste stoffen. Het verbreken van intermoleculaire krachten vereist energie, zoals blijkt uit het smelten en verdampen van water [3](#page=3) [4](#page=4). #### 2.3.1 Dampspanning en kookpunt De dampspanning is de druk van de damp bij evenwicht en neemt toe met de temperatuur. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de dampspanning gelijk is aan de omgevingsdruk. Een hogere moleculaire massa kan leiden tot sterkere dispersiekrachten, wat resulteert in een hoger kookpunt en lagere dampspanning. Echter, de aanwezigheid van sterkere intermoleculaire krachten zoals waterstofbruggen (bij water en glycerine) kan leiden tot aanzienlijk hogere kookpunten en lagere dampspanningen dan verwacht op basis van molecuulgewicht alleen [4](#page=4). > **Tip:** Het verlagen van de druk kan het kookpunt van een vloeistof verlagen, omdat er minder druk overwonnen hoeft te worden voor de damp om te ontstaan [4](#page=4). ### 2.4 Effecten van intermoleculaire krachten op eigenschappen van vaste stoffen De structuur en eigenschappen van vaste stoffen worden bepaald door de aard en sterkte van de intermoleculaire (of intramoleculaire in het geval van covalente netwerken en ionische kristallen) krachten [6](#page=6) [7](#page=7). #### 2.4.1 Soorten kristallijne stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen samengehouden door sterke ionische bindingen, zoals NaCl [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen worden bijeengehouden door intermoleculaire krachten, zoals waterstofbruggen in ijs of dispersiekrachten in vast CO$_2$ [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Zeldzaam, alleen bij edelgassen waar dispersiekrachten werken [6](#page=6). * **Covalente netwerken:** Grote netwerken van atomen verbonden door covalente bindingen, zoals diamant, grafiet en siliciumoxide. Grafiet heeft naast sterke covalente bindingen ook dispersiekrachten tussen lagen door mobiele elektronen. Andere voorbeelden zijn nanodiamanten, nanobuizen en fullerenen [6](#page=6) [7](#page=7). * **Metalen:** Atomen worden samengehouden door gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat elektrische geleidbaarheid verklaart [7](#page=7). #### 2.4.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen * **Smeltpunt:** De sterkte van de interacties bepaalt het smeltpunt. Vaste edelgassen en veel moleculaire vaste stoffen hebben lage smeltpunten door zwakke intermoleculaire krachten. Waterstofbruggen verhogen het smeltpunt (bv. water vergeleken met H$_2$S). Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat chemische bindingen verbroken moeten worden, en ze ontbinden vaker dan ze smelten. Metalen vertonen een grote variatie in smeltpunten, waarvan sommige (zoals kwik) zelfs vloeibaar zijn bij kamertemperatuur [7](#page=7). * **Hardheid:** De weerstand tegen het verplaatsen van atomen is een maat voor hardheid, vergelijkbaar met viscositeit in vloeistoffen. Dit is afhankelijk van de sterkte van de aantrekkingskrachten; diamant is extreem hard omdat covalente bindingen gebroken moeten worden [7](#page=7). * **Elektrische geleidbaarheid:** Metalen zijn goede geleiders door mobiele gedelokaliseerde valentie-elektronen. Ionische vaste stoffen zijn niet geleidend in vaste toestand omdat elektronen gelokaliseerd zijn, maar wel in gesmolten toestand. Grafiet is een uitzondering onder covalente stoffen vanwege gedelokaliseerde $\pi$-elektronen [8](#page=8). ### 2.5 Intermoleculaire krachten en oplosbaarheid De oplosbaarheid van een stof in een ander oplosmiddel is afhankelijk van de relatieve sterkte van de interacties binnen de stoffen en de interacties tussen de stoffen in oplossing [8](#page=8) [9](#page=9). * **Ionische stoffen in water:** Oplosbaar door sterke ion-dipoolinteracties (solvatie/hydratatie) die minimaal even sterk zijn als de roosterenergie van het zout [8](#page=8) [9](#page=9). * **Polaire stoffen in polaire oplosmiddelen:** Interacties zoals dipool-dipool of waterstofbruggen zijn gunstig, bv. methanol in water [8](#page=8). * **Ionische stoffen in apolaire oplosmiddelen:** Zeer slecht oplosbaar, omdat de ion-geïnduceerde dipoolinteracties zwakker zijn dan de ion-ion aantrekkingskrachten [8](#page=8) [9](#page=9). * **Polair in apolair (of omgekeerd):** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties, bv. zuurstof in water [8](#page=8). * **Apolair in apolair:** Enkel dispersiekrachten spelen een rol, die in vrijwel elke oplossing aanwezig zijn [8](#page=8). > **Voorbeeld:** Olie (apolaire stof) lost niet op in water (polair) omdat de zwakke interacties tussen olie en water niet opwegen tegen de sterke waterstofbruggen tussen watermoleculen. Olie lost wel op in hexaan (apolaire stof) omdat dispersiekrachten in beide stoffen en in de oplossing optreden. Alcoholen (ROH) vertonen een balans tussen oplosbaarheid in water en hexaan, afhankelijk van de lengte van de apolaire R-groep en de aanwezigheid van de polaire OH-groep. Vitamines kunnen ook geclassificeerd worden als water- of vetoplosbaar op basis van hun polaire en apolaire groepen [9](#page=9). --- # Fysische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen Dit thema onderzoekt hoe intermoleculaire krachten de macroscopische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen bepalen, zoals dampspanning, kookpunt, smeltpunt, hardheid en elektrische geleidbaarheid. ### 3.1 Vloeistoffen #### 3.1.1 Algemene eigenschappen en intermoleculaire krachten in vloeistoffen Vloeistoffen vertonen eigenschappen die tussen die van gassen en vaste stoffen in liggen, waarbij ze dichter bij vaste stoffen staan wat betreft dichtheid en samendrukbaarheid, maar met aanzienlijk minder sterke interacties tussen de moleculen dan in vaste stoffen. Het verbreken van de interacties tijdens het smelten van water vereist bijvoorbeeld slechts 6,0 kJ/mol, terwijl verdamping aanzienlijk meer energie vraagt (40,7 kJ/mol) vanwege het verbreken van meer interacties [3](#page=3). #### 3.1.2 De dampspanning en het kookpunt De dampspanning van een vloeistof is de druk die de damp uitoefent wanneer een evenwicht is bereikt tussen de vloeibare en gasvormige fase. Deze druk neemt toe met stijgende temperatuur. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de druk boven de vloeistof, oftewel de omgevingsdruk, gelijk is aan de dampspanning van de vloeistof. Bij 100°C is de dampspanning van water bijvoorbeeld 1 atmosfeer. Een lagere omgevingsdruk resulteert in een lager kookpunt [4](#page=4). De moleculaire massa speelt een rol bij de intermoleculaire krachten: een hogere moleculaire massa kan leiden tot meer dispersie-interacties, wat de kookbaarheid vermindert en de dampspanning verlaagt. Echter, de aanwezigheid van sterkere krachten zoals waterstofbruggen kan leiden tot onverwacht lage dampspanningen en hoge kookpunten, zelfs bij moleculen met vergelijkbaar moleculair gewicht. Water en glycerine zijn hiervan goede voorbeelden vanwege hun sterke waterstofbruggen [4](#page=4). > **Tip:** De relatie tussen dampspanning en temperatuur kan worden weergegeven in een grafiek met een logaritmische schaal. Het kookpunt kan worden afgelezen op het snijpunt van de curve met de lijn van de omgevingsdruk (standaard 1 atm) [4](#page=4). ### 3.2 Vaste stoffen Vaste stoffen worden gekenmerkt door een geordende structuur en kunnen kristallijn (regelmatig gerangschikt) of amorf zijn [6](#page=6). #### 3.2.1 Soorten kristallijne vaste stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen die door ionische bindingen worden samengehouden, zoals natriumchloride (NaCl) [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen die door intermoleculaire krachten bij elkaar worden gehouden, zoals ijs (waterstofbruggen) of vast kooldioxide (dispersiekrachten) [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Atomen die enkel door dispersiekrachten worden samengehouden, wat alleen voorkomt bij edelgassen [6](#page=6). * **Covalente netwerken:** Een groot aantal atomen die via een covalent netwerk aan elkaar gebonden zijn, zoals diamant, grafiet en siliciumoxide. Grafiet heeft sterke covalente bindingen en dispersiekrachten tussen de lagen door beweegbare elektronen, terwijl diamant bestaat uit sp³-koolstoffen. Andere koolstofbevattende covalente netwerken zijn nanodiamanten, nanobuizen en fullerenen [6](#page=6) [7](#page=7). * **Metalen:** Individuele atomen worden bijeengehouden door gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat hun elektrische geleidbaarheid verklaart [7](#page=7). #### 3.2.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen * **Het smeltpunt:** Het smeltpunt varieert sterk afhankelijk van de aard van de interacties. Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen met zwakke intermoleculaire krachten hebben lage smeltpunten (bijvoorbeeld Helium bij 3 Kelvin). Waterstofbruggen verhogen het smeltpunt (bijvoorbeeld water bij 273 Kelvin). Ionische vaste stoffen en covalente netwerken vereisen het verbreken van sterke chemische bindingen, wat resulteert in zeer hoge smeltpunten; vaak ontbinden ze eerder dan te smelten. Metalen hebben over het algemeen hoge smeltpunten, maar met grote variaties; kwik (-39°C) en gallium (30°C) zijn voorbeelden van metalen die bij of nabij kamertemperatuur vloeibaar zijn [7](#page=7). > **Voorbeeld:** Vergelijking van smeltpunten: He (3 K) < Methaan (91 K) < Water (273 K) < NaCl (vermoedelijk veel hoger, neigt tot ontbinden) [7](#page=7). * **De hardheid:** Hardheid verwijst naar de weerstand tegen het verplaatsen van atomen en is vergelijkbaar met viscositeit in vloeistoffen. Het is een functie van de sterkte van de aantrekkingskrachten. Metalen zijn doorgaans vervormbaarder dan ionische vaste stoffen. Diamant is extreem hard omdat de covalente bindingen verbroken moeten worden [7](#page=7) [8](#page=8). * **De elektrische geleidbaarheid:** Metalen zijn uitstekende geleiders vanwege de beweeglijke, gedelokaliseerde valentie-elektronen. Ionische vaste stoffen geleiden niet in vaste toestand omdat de elektronen gelokaliseerd zijn, maar wel in vloeibare toestand. De meeste covalente stoffen zijn niet-geleidend, met uitzondering van grafiet, dat geleidende gedelokaliseerde π-elektronen bevat [8](#page=8). ### 3.3 Oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen die één fase vormen [8](#page=8). #### 3.3.1 Intermoleculaire krachten en oplossingen De aard van de intermoleculaire interacties bepaalt de oplosbaarheid en het gedrag van stoffen in oplossing: * **Ionische stof in water:** vindt plaats via ion-dipoolinteracties. Dit proces wordt solvatatie genoemd, en specifiek hydratatie wanneer het oplosmiddel water is. Een voorbeeld is NaCl in water [8](#page=8). * **Polaire stof in een polair oplosmiddel:** verloopt via dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen. Voorbeelden zijn methanol of dichloormethaan in water [8](#page=8). * **Ionische stof in een apolair oplosmiddel:** De interactie is zwakker, via ion-geïnduceerde dipoolinteracties, zoals NaCl in een koolwaterstof [8](#page=8). * **Polair molecule in apolair solvent (of omgekeerd):** Dit leidt tot zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties. Een voorbeeld is de slechte oplosbaarheid van dizuurstof in water [8](#page=8). * **Apolair stof in apolair solvent:** De interactie wordt gedomineerd door dispersiekrachten, die sowieso in elke oplossing aanwezig zijn [8](#page=8). --- # Intermoleculaire krachten en oplosbaarheid Dit onderwerp onderzoekt de rol van intermoleculaire krachten bij het oplossen van stoffen in elkaar, en hoe de relatieve sterkte van deze interacties de oplosbaarheid beïnvloedt [8](#page=8). ### 4.1 Oplossingen Oplossingen worden gedefinieerd als homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen die uit één enkele fase bestaan. Dit gedeelte focust op vloeibare oplossingen [8](#page=8). ### 4.2 Interacties in oplossingen De aard van de intermoleculaire krachten bepaalt in grote mate de oplosbaarheid van een stof in een ander oplosmiddel [9](#page=9). * **Ionische stof in water:** Dit type oplossing wordt gekenmerkt door sterke ion-dipoolinteracties. Het proces van het omringen van ionen door oplosmiddelmoleculen wordt solvatatie genoemd; wanneer water het oplosmiddel is, spreekt men specifiek van hydratatie. Een klassiek voorbeeld hiervan is natriumchloride (NaCl) in water [8](#page=8). * **Polaire stof in een polair oplosmiddel:** Hier treden voornamelijk dipool-dipoolinteracties en, indien aanwezig, waterstofbruggen op. Voorbeelden zijn methanol (CH\(_3\)OH) of dichloormethaan (CH\(_2\)Cl\(_2\)) in water [8](#page=8). * **Ionische stof in een apolair oplosmiddel:** De interacties zijn hier zwakker en worden geclassificeerd als ion-geïnduceerde dipoolinteracties. NaCl lost bijvoorbeeld slecht op in een koolwaterstof [8](#page=8). * **Polaire stof in apolair solvent of omgekeerd:** Dit leidt tot zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties. Di-zuurstof lost zeer slecht op in water als gevolg van deze zwakke interacties [8](#page=8). * **Apolaire stof in apolair solvent:** De enige significante intermoleculaire krachten zijn dispersiekrachten, die sowieso in elke oplossing aanwezig zijn [8](#page=8). ### 4.3 Invloed op oplosbaarheid De oplosbaarheid van een stof wordt bepaald door de relatieve sterkte van de interacties binnen de op te lossen stof, binnen het oplosmiddel, en de interacties die ontstaan tussen de op te lossen stof en het oplosmiddel wanneer ze gemengd worden [9](#page=9). * **Oplosbaarheid van zouten in water:** Zouten zijn vaak oplosbaar in water omdat de ion-dipoolinteracties die ontstaan in de oplossing minstens even sterk zijn als de aantrekkingskrachten tussen de ionen in het vaste zout, bekend als de roosterenergie. Het hydratatieproces van de ionen geeft energie vrij, wat helpt bij het losmaken van de ionen uit het kristalrooster [9](#page=9). * **Oplosbaarheid van zouten in apolaire oplosmiddelen:** Zouten zijn niet oplosbaar in bijvoorbeeld hexaan omdat de potentiële ion-(geïnduceerde) dipoolinteracties veel zwakker zijn dan de aantrekkingskrachten binnen het zoutkristal [9](#page=9). * **Olie in water:** Olie lost niet op in water omdat de zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties tussen olie en water niet opwegen tegen de sterkere waterstofbruggen tussen watermoleculen [9](#page=9). * **Olie in hexaan:** Olie lost wel op in hexaan, omdat in zowel olie als hexaan, en dus ook in de oplossing, dispersiekrachten de dominante intermoleculaire interacties zijn [9](#page=9). #### 4.3.1 Oplosbaarheid van alcoholen De oplosbaarheid van alcoholen (ROH) in water en hexaan varieert afhankelijk van de grootte van de alkylgroep (R) en de polariteit van de OH-groep [9](#page=9). * Kleine alkylgroepen (kleine R) bevorderen de oplosbaarheid in water, voornamelijk door de polaire OH-groep die waterstofbruggen kan vormen [9](#page=9). * Grote alkylgroepen (grote R) vergroten de apolaire aard van het molecuul, wat de oplosbaarheid in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan bevordert [9](#page=9). > **Voorbeeld:** Tabel 5.5 (niet verstrekt in documentinhoud) zou de specifieke oplosbaarheden van verschillende alcoholen bij 20°C illustreren [9](#page=9). #### 4.3.2 Oplosbaarheid van vitamines De oplosbaarheid van vitamines kan worden verklaard op basis van hun moleculaire structuur en de aanwezige polaire en apolaire groepen [9](#page=9). > **Voorbeeld:** > * Vitamines A en D\(_2\) zijn vetoplosbaar omdat ze voornamelijk uit koolwaterstoffen bestaan, met slechts één enkele OH-groep [9](#page=9). > * Vitamines B\(_2\) en C zijn duidelijk wateroplosbaar vanwege de aanwezigheid van talrijke polaire groepen in hun moleculen [9](#page=9). --- ## Veelgemaakte fouten om te vermijden - Bestudeer alle onderwerpen grondig voor examens - Let op formules en belangrijke definities - Oefen met de voorbeelden in elke sectie - Memoriseer niet zonder de onderliggende concepten te begrijpen

| Term | Definition | |------|------------| | Intramoleculaire krachten | Krachten die atomen bijeenhouden binnen een molecule, zoals covalente of ionische bindingen. Deze krachten zijn zeer sterk en bepalen de chemische eigenschappen van een stof. | | Intermoleculaire krachten | Zwakkere krachten tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen, die fysische eigenschappen zoals kookpunt en smeltpunt bepalen. Ook bekend als Van der Waals-krachten. | | Covalente binding | Een chemische binding waarbij atomen elektronen delen om een stabiele moleculaire structuur te vormen. Deze bindingen zijn zeer sterk en komen voor binnen moleculen. | | Ionische binding | Een chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen kationen en negatief geladen anionen. Deze bindingen houden ionische verbindingen, zoals zouten, bijeen. | | Van der Waals-krachten | Een verzamelnaam voor intermoleculaire krachten, waaronder dipool-dipoolinteracties, geïnduceerde dipolen en dispersiekrachten. Ze zijn zwakker dan intramoleculaire krachten. | | Ion-dipoolinteracties | Elektrostatische interacties tussen ionen en polaire moleculen. Deze interacties zijn belangrijk bij het oplossen van ionische stoffen in polaire oplosmiddelen zoals water. | | Dipool-dipoolinteracties | Elektrostatische interacties tussen polaire moleculen die partiële positieve en negatieve ladingen bezitten. De positieve pool van het ene molecuul trekt de negatieve pool van het andere aan. | | Waterstofbruggen | Een speciale en sterke vorm van dipool-dipoolinteractie die optreedt wanneer een waterstofatoom gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (zoals zuurstof, stikstof of fluor) en wordt aangetrokken door een ander elektronegatief atoom in een naburig molecuul. | | Geïnduceerde dipolen | Tijdelijke dipoolmomenten die ontstaan wanneer een extern elektrisch veld, afkomstig van een ion of een polair molecuul, de elektronenverdeling in een naburig atoom of molecuul verstoort. | | Dispersiekrachten | Zwakke intermoleculaire krachten die ontstaan door tijdelijke fluctuaties in de elektronenverdeling van atomen of moleculen, waardoor kortstondige dipolen ontstaan. Deze krachten zijn aanwezig in alle moleculen, maar zijn dominant in apolaire moleculen. | | Dampspanning | De druk die een damp uitoefent wanneer deze in evenwicht is met zijn vloeibare of vaste fase bij een bepaalde temperatuur. Een hogere temperatuur leidt tot een hogere dampspanning. | | Kookpunt | De temperatuur waarbij de dampspanning van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk. Bij deze temperatuur kan de vloeistof overgaan in de gasfase. | | Solvatatie | Het proces waarbij oplosmiddelmoleculen zich oriënteren rond de deeltjes van de opgeloste stof, waardoor deze worden omringd en gescheiden. In het geval van water wordt dit specifiek hydratatie genoemd. | | Roosterenergie | De energie die nodig is om een ionisch kristal af te breken in individuele, vrije ionen in de gasfase. Een hoge roosterenergie duidt op sterke aantrekkingskrachten tussen de ionen in het kristal. | | Moleculaire massa | De som van de atoommassa's van alle atomen in een molecuul. Moleculaire massa is een belangrijke factor die de intermoleculaire krachten, en daarmee fysische eigenschappen zoals kookpunt, beïnvloedt. | | Polarisatie | Het proces waarbij de elektronenwolk van een atoom of molecuul wordt vervormd door een extern elektrisch veld, wat leidt tot het ontstaan van een geïnduceerd dipoolmoment. |